Een netto ionenvergelijking Inzicht in de componenten van een ionenvergelijking
Voor je een netto ionenvergelijking kunt uitschrijven, moet je er eerst voor zorgen dat de beginvergelijking volledig in evenwicht is. Om een vergelijking aan beide zijden van de reactiepijl gelijk te maken, plaats je coëfficiënten voor de verbindingen totdat er een gelijk aantal atomen voor elk element is, aan beide zijden van de vergelijking.  Schrijf het aantal atomen waaruit elke verbinding bestaat aan weerszijden van de vergelijking. Plaats een coëfficiënt voor elk element dat geen zuurstof of waterstof is, om de vergelijking in evenwicht te brengen. Maak het aantal waterstofatomen aan beide zijden gelijk. Maak het aantal zuurstofatomen aan beide zijden gelijk. Tel het aantal atomen aan elke kant van de vergelijking opnieuw, om er zeker van te zijn dat ze gelijk zijn. Bijvoorbeeld, Cr + NiCl2 --> CrCl3 + Ni wordt 2Cr + 3NiCl2 --> 2CrCl3 + 3Ni. Dikwijls zal je trefwoorden kunnen aanwijzen in een opgave, die duidelijk maken wat de toestand is van elke verbinding. Er zijn een aantal regels om te bepalen wat de toestand is van een element of verbinding.  Als er geen toestand wordt aangegeven voor een element, gebruik dan de toestand zoals aangegeven in het periodiek systeem. Als van een verbinding wordt gezegd dat het een oplossing betreft, noteer dit dan als vloeistof of (aq). Als er zich water in de vergelijking bevindt, bepaal dan of de ionbinding zal oplossen, met behulp van een oplosbaarheidstabel. Is de oplosbaarheid hoog, dan is de verbinding vloeibaar (aq), heeft het een lage oplosbaarheid, dan is het een vast stof (s). Als er geen water is, dan is de ionbinding een vaste stof (s). Als de opgave het heeft over een zuur of base, dan zal de binding vloeibaar zijn (aq). Bijvoorbeeld, 2Cr + 3NiCl2 --> 2CrCl3 + 3Ni. Cr en Ni zijn in hun elementaire vorm vaste stoffen. NiCl2 en CrCl3 zijn oplosbare ionbindingen, en daarom zijn ze vloeibaar. Herschrijf je de vergelijking, dan wordt dit: 2Cr(s) + 3NiCl2(aq) --> 2CrCl3(aq) + 3Ni(s). Wanneer een bepaalde stof of verbinding uiteenvalt, gebeurt dit in de positieve (kation) en negatieve (anion) componenten ervan. Dit zijn de componenten die uiteindelijk met elkaar in evenwicht worden gebracht en zo resulteren in de netto ionenvergelijking.  Vaste stoffen, vloeistoffen, gassen, moleculaire bindingen, slecht oplosbare ionbindingen, polyatomische ionen en zwakke zuren zullen niet uiteenvallen. Ionbindingen met een hoge oplosbaarheid (gebruik een oplosbaarheidstabel) en sterke zuren zullen voor 100% ioniseren (HCl(aq), HBr(aq), HI(aq), H2SO4(aq), HClO4(aq) en HNO3(aq)).  Houd in gedachten dat hoewel polyatomische ionen niet verder uiteenvallen, ze zich zullen scheiden van een ionbinding als ze een component zijn van die verbinding. Vergeet niet dat metalen het positieve kation zijn, terwijl niet-metalen het negatieve anion zijn. Met de periodieke tabel kun je bepalen welk element welke lading krijgt. Je moet ook de lading van elke ion binnen de verbinding in evenwicht brengen.  In ons voorbeeld: NiCl2 valt uiteen in Ni2+ en Cl- terwijl CrCl3 uiteenvalt in Cr3+ en Cl-. Ni heeft een lading van 2+ omdat Cl een negatieve lading heeft, maar er 2 atomen van zijn. Daarom moet er een evenwicht komen tussen de 2 negatieve Cl- ionen. Cr heeft een lading van 3+ omdat het de 3 negatieve Cl- ionen in evenwicht moet brengen. Vergeet niet dat polyatomische ionen een eigen specifieke lading hebben. Alles wat uiteenvalt of ioniseert (sterke zuren) zullen zich opsplitsen in twee verschillende ionen. De toestand van de materie blijft hetzelfde (aq), maar let erop dat de vergelijking in evenwicht blijft.  Vaste stoffen, vloeistoffen, gassen, zwakke zuren en slecht oplosbare ionbindingen zullen geen verandering ondergaan in toestand, en zich niet opsplitsen in ionen. Laat ze gewoon staan zoals ze zijn. Moleculaire stoffen zullen zich verspreiden in een oplossing, zodat hun toestand wordt gewijzigd in een vloeistof (aq). Drie uitzonderingen die geen vloeistof (aq) worden zijn: CH4(g), C3H8(g) en C8H18(l). Gaan we verder met het voorbeeld, dan ziet de volledige ionenvergelijking er als volgt uit: 2Cr(s) + 3Ni2+(aq) + 6Cl-(aq) --> 2Cr3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3Ni(s). Wanneer Cl geen deel uitmaakt van een verbinding, dan is het niet diatomisch; dus hebben we met de coëfficiënt vermenigvuldigd met het aantal atomen in de samengestelde stof, om 6 Cl-ionen aan beide zijden van de vergelijking te krijgen. Je kunt alleen die ionen wegwerken die volledig identiek zijn aan beide zijden (lading, subscript, etc.). Herschrijf de reactie zonder een van de weggewerkte stoffen.  Werk het voorbeeld verder uit: er zijn 6Cl- overtollige ionen aan elke kant van de vergelijking die kunnen worden weggewerkt. De uiteindelijke netto ionvergelijking is 2Cr(s) + 3Ni2+(aq) --> 2Cr3+(aq) + 3Ni(s). Je kunt controleren of je antwoord klopt door na te gaan of de totale lading aan beide zijden van de reactievergelijking gelijk aan elkaar zijn. De eerste stap bij het opschrijven van een netto ionenvergelijking is het onderscheiden van de ionbindingen van de reactie. Ionbindingen zijn de verbindingen die in een waterige oplossing ioniseren en een lading hebben. Molecuulbindingen zijn verbindingen die nooit een lading hebben. Ze bestaan uit twee niet-metalen en worden soms aangeduid als covalente bindingen.  Ionbindingen kunnen ontstaan tussen metalen en niet-metalen, metalen en polyatomische ionen of meerdere polyatomische ionen. Als je niet zeker bent van een verbinding, zoeken dan de elementen op van de verbinding in het periodiek systeem. Niet alle ionbindingen zijn oplosbaar in een waterige oplossing en zullen daardoor niet uiteenvallen in individuele fosfaationen. Je moet de oplosbaarheid van elke stof weten voordat je verdergaat met de rest van de vergelijking. Hieronder staat een korte samenvatting van de regels van de oplosbaarheid. Zoek een oplosbaarheidstabel voor meer informatie en uitzonderingen op deze regels.  Volg deze regels in de hieronder vermelde volgorde: Alle Na+, K+ en NH4+ zouten zijn oplosbaar. Alle NO3-, C2H3O2-, ClO3- en ClO4- zouten zijn oplosbaar. All Ag+, Pb2+ en Hg22+ zouten zijn niet oplosbaar. Alle Cl-, Br- en I- zouten zijn oplosbaar. Alle CO32-, O2-, S2-, OH-, PO43-, CrO42-, Cr2O72- en SO32- zouten zijn niet oplosbaar (enkele uitzonderingen daargelaten). Alle SO42- zouten zijn oplosbaar (enkele uitzonderingen daargelaten). Kationen zijn de positieve ionen in een samenstelling en over het algemeen de metalen. Anionen zijn de negatieve, niet-metaalionen in de verbinding. Sommige niet-metalen zijn in staat om kationen te vormen, maar metalen vormen altijd kationen. In NaCl, bijvoorbeeld, is Na het positief geladen kation omdat het een metaal is, terwijl Cl het negatief geladen anion is, omdat het een niet-metaal is. Polyatomische ionen zijn moleculen die zo strak zijn samengebonden, dat ze helemaal niet uiteenvallen tijdens chemische reacties. Het is belangrijk om polyatomische ionen te kunnen herkennen, omdat zij een specifieke lading hebben en niet uiteenvallen in hun afzonderlijke componenten. Polyatomische ionen kunnen zowel positief als negatief geladen zijn.  Volg je een standaard scheikundecursus, dan zal waarschijnlijk van je verwacht worden dat je enkele van de meest voorkomende polyatomisch ionen uit het hoofd leert. Een paar veel gebruikte ionen zijn CO32-, NO3-, NO2-, SO42-, SO32-, ClO4- en ClO3-.  Er zijn veel meer, die je kunt vinden in de tabellen in je scheikundeboek of online.
Zorg dat de reactievergelijking in evenwicht is. Bepaal de toestanden van elke verbinding in de vergelijking. Stel vast welke soorten uiteen zullen vallen (in afzonderlijke kationen en anionen) in de oplossing. Bereken de lading van elk afgescheiden ion. Schrijf de vergelijking met de oplosbare ionbindingen opgesplitst in hun individuele ionen. Verwijder de overbodige ionen door identieke ionen weg te werken aan elke kant van de vergelijking. Ken het verschil tussen moleculaire en ionenverbindingen. Bepaal de oplosbaarheid van een stof. Bepaal het kation en anion in een samenstelling. Herken de polyatomische ionen in de reactie.
https://www.wikihow.com/Write-a-Net-Ionic-Equation https://www.wikihow.com/Write-a-Net-Ionic-Equation
Writing a Net Ionic Equation Understanding the Components of an Ionic Equation